4_Chemische Bindung I

12.04.2012
Oktett-Theorie von Lewis
Oktettregel
Atome versuchen durch die
Nutzung gemeinsamer
Elektronenpaare möglichst ein
Elektronenoktett zu erlangen.
allgemeiner: Edelgasregel
Atome streben durch Vereinigung
mit Bindungspartnern an, eine
edelgasanaloge Elektronenkonfiguration zu erlangen.
Gilbert Edward Lewis
Lewis-Symbole von Atomen / Ionen des s- und p- Blocks
F
F
1s2
abgeschlossene
Schale, Elektronen
werden nicht dargestellt
2s2
2p5
drei Elektronenpaare, ein
isoliertes Elektron,
Elektronenkonfiguration der
äußeren Elektronen
1
12.04.2012
Die Chemische Bindung - Grenztypen
• ionische Bindung
Vollständiger Übertrag der Valenzelektronen auf den
elektronegativeren Partner (∆χ groß, oft Metall + Nichtmetall).
• metallische Bindung
Abgabe der Valenzelektronen. Elektronen werden gleichmäßig
zwischen Atomrümpfen verteilt (∆χ klein, nur Metalle beteiligt).
• kovalente Bindung
Zusammenhalt zweier oder mehrerer Atome durch Elektronen,
die sich die beteiligten Atome „teilen“, Besetzung von
Molekülorbitalen (∆χ klein, mindestens ein Nichtmetall an der
Bindung beteiligt).
Typen der chemischen Bindung
Ionischer 100
Charakter
[%]
80
+
60
_
ionisch
40
20
kovalent
0
0
0.4
0.8
1.2
1.6
2.0
2.4
Elektronegativitätsdifferenz
2
12.04.2012
Typen der chemischen Bindung
Die ionische Bindung
Eine ionische Bindung entsteht dann, wenn ein Atom seine
Valenzelektronen (komplett oder partiell) abgibt und ein zweites
Atom diese aufnimmt.
→ oft Reaktion von Metall und Nichtmetall, Bildung von Ionen
2 Na + Cl2 → 2 Na+ + 2 Cl- → 2 NaCl
2 Ca + O2 → 2 Ca2+ + 2 O2- → 2 CaO
Ca + Br2 → Ca2+ + 2 Br- → CaBr2
16 Al + 3 S8 → 16 Al3+ + 24 S2- → 8 Al2S3
3
12.04.2012
Die ionische Bindung
Die ionische Bindung
4
12.04.2012
Die ionische Bindung
Elektrostatische Kräfte (Coulomb- Wechselwirkungen) sind nicht
gerichtet (ungerichtet). Sie wirken in alle Richtungen gleich stark /
sie sind isotrop. → Ionenverbindungen bilden nicht einzelne
Moleküle, sondern aus Ionen aufgebaute Kristalle.
Coulomb´sches Gesetz:
Kraft zwischen zwei Punktladungen
–
Cl
F∝
Na+
F
Q1 ⋅ Q 2
r2
Kraft
Q1, Q2 Ladungen der beiden
Teilchen
r
Teilchenabstand
Änderung der potentiellen Energie bei Annäherung
zweier entgegengerichtet geladener Ionen
5
12.04.2012
Natriumchlorid als Beispiel für einen Ionenverband
Natriumchlorid als Beispiel für einen Ionenverband
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12.04.2012
Ionische Bindung - Elektronendichte
Mechanische Eigenschaften von Salzen
Bruch
+
–
+
–
–
+
–
+
+
–
+
–
–
+
–
+
+
–
+
–
–
+
–
+
+
–
+ –
– +
–
+
+
–
+
–
–
+
–
+
+
–
+ –
– +
–
+
7
12.04.2012
Die Chemische Bindung - Grenztypen
• ionische Bindung
Vollständiger Übertrag der Valenzelektronen auf den
elektronegativeren Partner (∆χ groß, oft Metall + Nichtmetall).
• metallische Bindung
Abgabe der Valenzelektronen. Elektronen werden gleichmäßig
zwischen Atomrümpfen verteilt (∆χ klein, nur Metalle beteiligt).
• kovalente Bindung
Zusammenhalt zweier oder mehrerer Atome durch Elektronen,
die sich die beteiligten Atome „teilen“, Besetzung von
Molekülorbitalen (∆χ klein, mindestens ein Nichtmetall an der
Bindung beteiligt).
Die metallische Bindung
Elektronengas-Modell: kationische Atomrümpfe in
einem „Elektronen-See“
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12.04.2012
Verformbarkeit von Metallen
Gold
–
–
–
–
+
+
+
+
–
–
–
–
–
+
+
+
+
–
–
–
+
+
+
+
–
–
–
–
+
+
+
+
–
–
–
–
–
+
+
+
+
–
–
+
+
+
+
–
+
+
+ + +
+ + +
–
–
–
–
–
–
–
–
–
+
+
+
+
–
–
–
–
+
+
+
+
–
–
–
–
–
+ + +
+ + +
+
+
–
–
–
–
–
–
Kupfer
Legierungen – wichtige Werkstoffe
Elementare Zusammensetzung eines Flugzeugtriebwerks
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12.04.2012
Legierungen – Amalgame
Amalgame: Legierungen des
Quecksilbers. Viele Metalle sind mit
Hg in beliebigem Verhältnis
kombinierbar, da Hg flüssig ist, lassen
sich Amalgame zudem leicht
herstellen.
Amalgam hat als Legierung im
Vergleich zu den Ausgangsmetallen
verbesserte Eigenschaften
Zahnamalgam: Gemisch aus:
a) ~50% Quecksilber
b) ~22-32% Silber, ~14% Zinn , ~8%
Kupfer + andere Metalle
Die Chemische Bindung - Grenztypen
• ionische Bindung
Vollständiger Übertrag der Valenzelektronen auf den
elektronegativeren Partner (∆χ groß, oft Metall + Nichtmetall).
• metallische Bindung
Abgabe der Valenzelektronen. Elektronen werden gleichmäßig
zwischen Atomrümpfen verteilt (∆χ klein, nur Metalle beteiligt).
• kovalente Bindung
Zusammenhalt zweier oder mehrerer Atome durch Elektronen,
die sich die beteiligten Atome „teilen“, Besetzung von
Molekülorbitalen (∆χ klein, mindestens ein Nichtmetall an der
Bindung beteiligt).
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12.04.2012
Molekülorbitale (MOs) zweiatomiger Moleküle
n AO
n MO
Elektronenkonfiguration des
Wasserstoffmoleküls – die Einfachbindung
Bindungsordnung =
−
−
Σ(ebindend
) − Σ(eantibinden
d)
2
Bindungsordnung =
2−0
=1
2
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12.04.2012
Energie-Abstandsprofil des H2-Moleküls
Warum gibt es kein Diheliummolekül, He2?
Energie
Ψσ∗1s
ψ1s
ψ1s
Ψσ1s
Bindungsordnung =
2−2
=0
2
Bindende und antibindende Wechselwirkungen heben sich genau auf!
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12.04.2012
Bildung von Molekülorbitalen - Voraussetzungen
• vergleichbare Energien der Atomorbitale
• passende räumliche Orientierung der Atomorbitale
• Vorzeichen der wechselwirkenden Atomorbitale
y
s-Orbital
+
y
s-Orbital
+
_
py-Orbital
+
x
+
_
x
px-Orbital
Bildung von Molekülorbitalen
energetisch günstige Überlappung von MOs –
bindende Molekülorbitale:
13
12.04.2012
Bildung von Molekülorbitalen
energetisch ungünstige Überlappung von MOs:
nichtbindend
antibindend
Bildung von Molekülorbitalen
Überlappung von p-Orbitalen entlang der Bindungsachse:
σ-Molekülorbitale
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12.04.2012
Bildung von Molekülorbitalen
Überlappung von p-Orbitalen ober- und unterhalb
der Bindungsachse: π-Molekülorbitale
Molekülorbitale für X2-Moleküle der 2. Periode
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12.04.2012
Elektronenbesetzung – Beispiel O2
Bindungsor dnung =
8−4
=2
2
Kovalente Bindungstypen
In einer Einfachbindung besetzen zwei Elektronen ein
bindendes σ-Molekülorbital
2 Elektronen
In einer Doppelbindung besetzt ein bindendes
Elektronenpaar ein σ-Molekülorbital, ein weiteres
Elektronenpaar ein π-Molekülorbital
4 Elektronen
In einer Dreifachbindung besetzt ein bindendes Elektronenpaar ein σ-Molekülorbital, zwei weitere Elektronenpaare
jeweils ein π-Molekülorbital
6 Elektronen
16
12.04.2012
Bindungsordnung - Tendenzen
Je größer die
Bindungsordnung, desto
stärker ist die Bindung. Mit
steigender Bindungsordnung
verkürzt sich die Länge einer
Bindung:
H 154 pm H
C
C
H
H
H
H
H
∆HDiss. = 410 kJ/mol
134 pm H
C
H
Bin
C
H
∆HDiss. = 452 kJ/mol
du
ng
so
rdn
u
Anordnung der Atome im
Raum mit bisher vorgestellter
MO-Theorie noch nicht
verstehbar
=> Hybridisierung / VSEPR
114 pm
H
C
C
H
ng
∆HDiss. = 523 kJ/mol
„Bindigkeit“ und Elektronenkonfiguration
Gruppe n
Bindigkeit
7. HG
F
1
6. HG
O
2
5. HG
N
3
4. HG
C
4
3. HG
B
3
2.HG
Be
2
1. HG
Li
1
Elektronenkonfiguration
(2s 2p)
Bindigkeit entspricht
Zahl der ungepaarten
Elektronen: 8-n
Bindigkeit entspricht
Zahl der Elektronen: n
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12.04.2012
Konstruktion von Lewis-Formeln – Regeln I
- ein Strich zwischen zwei Elementsymbolen entspricht einem
bindenden Elektronenpaar.
- ein Strich neben / über / unter einem Elementsymbol
entspricht einem „nichtbindenden / freien“ Elektronenpaar.
- die Bindigkeit folgt für s- und p- Block Elemente der Anzahl
ungepaarter Elektronen, also: Fluor – einbindig, Sauerstoff
– zweibindig, Stickstoff – dreibindig…
- „Ziel“ ist es für jedes beteiligte Atom, an vier
Elektronenpaaren teilzuhaben (Ausnahme H: nur ein
Elektronenpaar).
- unter Berücksichtigung der Molekülladung muss die Summe
der Valenzelektronen stimmen!
Konstruktion von Lewis-Formeln – einfache Beispiele
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12.04.2012
Elektronenbesetzung vs. Lewis-Formel – Beispiel N2
Lewis-Formel gibt
Bindungsordnung und
Gesamtelektronenzahl
korrekt wieder, aber
nicht die MO-Besetzung
Bindungsor dnung =
8−2
=3
2
Konstruktion von Lewis-Formeln – Regeln II
- bei mehreren möglichen Lewis-Formeln ist diejenige mit
der größten Anzahl Bindungen und der kleinsten Anzahl
Formalladungen zu wählen.
- besitzt ein Atom unbesetzte d-Orbitale, kann die Zahl von
acht Außenelektronen, überschritten werden. Für pBlockelemente ab der 2. Periode werden so dann oft 10
oder 12 Außenelektronen erreicht
- die frühen Elemente der zweiten Periode (Li, Be, B)
bilden häufig Verbindungen mit <8 Außenelektronen, man
spricht dann von Oktettunterschreitung.
- bei einer ungeraden Zahl von Elektronen werden
ungepaarte Elektron mit einem Punkt gekennzeichnet.
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12.04.2012
Konstruktion von Lewis-Formeln – weitere Beispiele
☺
☺
☺
Oktettunterschreitung für B
Konstruktion von Lewis-Formeln – Mesomerie
- manchmal sind mehrere, gleich wahrscheinliche LewisFormeln für eine Verbindung möglich. Sie stellen mesomere Grenzstrukturen der Bindungsverhältnisse dar, die
„Wahrheit“ ist oft einer Überlagerung der möglichen
Strukturen ähnlich. Beispiel: Ozon (O3)
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12.04.2012
Konstruktion von Lewis-Formeln – Mesomerie
Wichtige Begriffe
Lewis-Symbol
Ionische Bindung, Coulomb-Wechselwirkung,
Ionengitter, Ionenradius
Metallische Bindung, Elektronengas, Legierung
Kovalente Bindung, Molekülorbital,
Linearkombination von Atomorbitalen (LCAO),
σ- / π- Orbitale, Bindungsordnung von X2Molekülen, Dia- / Paramagnetismus
Konstruktion von Lewis-Formeln,
Oktettunterschreitung / -erweiterung
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